So ermitteln Sie Beziehungen in Verbindungen. Chemische Bindung – Konzept und Klassifizierung. Polare kovalente Bindung

Es gibt keine einheitliche Theorie chemischer Bindungen; chemische Bindungen werden üblicherweise in kovalente (eine universelle Bindungsart), ionische (ein Sonderfall einer kovalenten Bindung), metallische und Wasserstoffbindungen unterteilt.

Kovalente Bindung

Die Bildung einer kovalenten Bindung ist durch drei Mechanismen möglich: Austausch, Donor-Akzeptor und Dativ (Lewis).

Entsprechend Stoffwechselmechanismus Die Bildung einer kovalenten Bindung erfolgt aufgrund der gemeinsamen Nutzung gemeinsamer Elektronenpaare. In diesem Fall neigt jedes Atom dazu, eine Hülle aus einem Inertgas anzunehmen, d.h. ein abgeschlossenes externes Energieniveau erhalten. Die Bildung einer chemischen Bindung je nach Austauschart wird anhand von Lewis-Formeln dargestellt, in denen jedes Valenzelektron eines Atoms durch Punkte dargestellt wird (Abb. 1).

Reis. 1 Bildung einer kovalenten Bindung im HCl-Molekül durch den Austauschmechanismus

Mit der Entwicklung der Theorie der Atomstruktur und der Quantenmechanik wird die Bildung einer kovalenten Bindung als Überlappung elektronischer Orbitale dargestellt (Abb. 2).

Reis. 2. Bildung einer kovalenten Bindung aufgrund der Überlappung von Elektronenwolken

Je größer die Überlappung der Atomorbitale ist, desto stärker ist die Bindung, desto kürzer ist die Bindungslänge und desto größer ist die Bindungsenergie. Eine kovalente Bindung kann durch Überlappung verschiedener Orbitale gebildet werden. Durch die Überlappung von S-S-, S-P-Orbitalen sowie D-D-, P-P-, D-P-Orbitalen mit Seitenlappen kommt es zur Bildung von Bindungen. Eine Bindung entsteht senkrecht zur Verbindungslinie zwischen den Kernen zweier Atome. Eine – und eine – Bindung sind in der Lage, eine mehrfache (doppelte) kovalente Bindung zu bilden, die charakteristisch für ist organische Substanz Klasse der Alkene, Alkadiene usw. Eine und zwei Bindungen bilden eine mehrfache (dreifache) kovalente Bindung, die für organische Substanzen der Klasse der Alkine (Acetylene) charakteristisch ist.

Bildung einer kovalenten Bindung durch Donor-Akzeptor-Mechanismus Schauen wir uns das Beispiel des Ammoniumkations an:

NH 3 + H + = NH 4 +

7 N 1s 2 2s 2 2p 3

Das Stickstoffatom hat ein freies freies Elektronenpaar (Elektronen, die nicht an der Bildung chemischer Bindungen innerhalb des Moleküls beteiligt sind) und das Wasserstoffkation hat ein freies Orbital, sodass es jeweils ein Elektronendonor und -akzeptor ist.

Betrachten wir den Dativmechanismus der kovalenten Bindungsbildung am Beispiel eines Chlormoleküls.

17 Kl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5

Das Chloratom verfügt sowohl über ein freies Elektronenpaar als auch über freie Orbitale und kann daher sowohl die Eigenschaften eines Donors als auch eines Akzeptors aufweisen. Daher fungiert bei der Bildung eines Chlormoleküls ein Chloratom als Donor und das andere als Akzeptor.

Hauptsächlich Eigenschaften einer kovalenten Bindung sind: Sättigung (gesättigte Bindungen entstehen, wenn ein Atom so viele Elektronen an sich bindet, wie es seine Valenzfähigkeit zulässt; ungesättigte Bindungen entstehen, wenn die Anzahl der gebundenen Elektronen geringer ist als die Valenzfähigkeit des Atoms); Direktionalität (dieser Wert hängt mit der Geometrie des Moleküls und dem Konzept des „Bindungswinkels“ zusammen – dem Winkel zwischen Bindungen).

Ionenverbindung

Es gibt keine Verbindungen mit einer reinen Ionenbindung, obwohl darunter ein chemisch gebundener Zustand von Atomen verstanden wird, in dem eine stabile elektronische Umgebung des Atoms entsteht, wenn die gesamte Elektronendichte vollständig auf das Atom eines elektronegativeren Elements übertragen wird. Eine Ionenbindung ist nur zwischen Atomen elektronegativer und elektropositiver Elemente möglich, die sich im Zustand entgegengesetzt geladener Ionen – Kationen und Anionen – befinden.

DEFINITION

Ion sind elektrisch geladene Teilchen, die durch die Entfernung oder Hinzufügung eines Elektrons zu einem Atom entstehen.

Bei der Übertragung eines Elektrons neigen Metall- und Nichtmetallatome dazu, eine stabile Elektronenhüllenkonfiguration um ihren Kern zu bilden. Ein Nichtmetallatom erzeugt um seinen Kern eine Hülle aus dem nachfolgenden Inertgas, und ein Metallatom erzeugt eine Hülle aus dem vorherigen Inertgas (Abb. 3).

Reis. 3. Bildung einer Ionenbindung am Beispiel eines Natriumchloridmoleküls

Moleküle, in denen Ionenbindungen in reiner Form vorliegen, befinden sich im Dampfzustand der Substanz. Die Ionenbindung ist sehr stark und daher haben Stoffe mit dieser Bindung einen hohen Schmelzpunkt. Im Gegensatz zu kovalenten Bindungen zeichnen sich Ionenbindungen seitdem nicht durch Richtungsabhängigkeit und Sättigung aus elektrisches Feld, erzeugt durch Ionen, wirkt aufgrund der Kugelsymmetrie gleichermaßen auf alle Ionen.

Metallverbindung

Die metallische Bindung kommt nur in Metallen vor – das ist die Wechselwirkung, die Metallatome in einem einzigen Gitter hält. An der Bindungsbildung sind nur die Valenzelektronen der zu seinem gesamten Volumen gehörenden Metallatome beteiligt. In Metallen werden den Atomen ständig Elektronen entzogen und bewegen sich durch die gesamte Masse des Metalls. Metallatome, denen Elektronen entzogen sind, verwandeln sich in positiv geladene Ionen, die dazu neigen, sich bewegende Elektronen aufzunehmen. Durch diesen kontinuierlichen Prozess entsteht im Inneren des Metalls das sogenannte „Elektronengas“, das alle Metallatome fest miteinander verbindet (Abb. 4).

Die metallische Bindung ist stark, daher zeichnen sich Metalle durch einen hohen Schmelzpunkt aus und die Anwesenheit von „Elektronengas“ verleiht Metallen Formbarkeit und Duktilität.

Wasserstoffverbindung

Eine Wasserstoffbindung ist eine spezifische intermolekulare Wechselwirkung, weil sein Vorkommen und seine Stärke hängen von der chemischen Natur des Stoffes ab. Es entsteht zwischen Molekülen, in denen ein Wasserstoffatom an ein Atom mit hoher Elektronegativität (O, N, S) gebunden ist. Das Auftreten einer Wasserstoffbindung hängt von zwei Gründen ab: Erstens hat das mit einem elektronegativen Atom verbundene Wasserstoffatom keine Elektronen und kann leicht in die Elektronenwolken anderer Atome eingebaut werden, und zweitens verfügt es über ein Valenz-S-Orbital, das Ein Wasserstoffatom ist in der Lage, ein einzelnes Elektronenpaar eines elektronegativen Atoms aufzunehmen und über den Donor-Akzeptor-Mechanismus eine Bindung mit ihm einzugehen.

Die Atome der meisten Elemente existieren nicht separat, da sie miteinander interagieren können. Durch diese Wechselwirkung entstehen komplexere Partikel.

Die Natur einer chemischen Bindung ist die Wirkung elektrostatischer Kräfte, bei denen es sich um Wechselwirkungskräfte zwischen elektrischen Ladungen handelt. Elektronen und Atomkerne tragen solche Ladungen.

Elektronen, die sich auf den äußeren elektronischen Ebenen (Valenzelektronen) befinden und am weitesten vom Kern entfernt sind, interagieren am schwächsten mit ihm und können sich daher vom Kern lösen. Sie sind dafür verantwortlich, Atome miteinander zu verbinden.

Arten von Wechselwirkungen in der Chemie

Arten chemischer Bindungen können in der folgenden Tabelle dargestellt werden:

Eigenschaften der Ionenbindung

Chemische Reaktion, die aufgrund von auftritt Ionenanziehung unterschiedliche Ladungen haben, nennt man ionisch. Dies geschieht, wenn die zu verbindenden Atome einen erheblichen Unterschied in der Elektronegativität (d. h. der Fähigkeit, Elektronen anzuziehen) aufweisen und das Elektronenpaar zum elektronegativeren Element wechselt. Das Ergebnis dieser Elektronenübertragung von einem Atom zum anderen ist die Bildung geladener Teilchen – Ionen. Zwischen ihnen entsteht eine Anziehung.

Sie haben die niedrigsten Elektronegativitätsindizes typische Metalle, und die größten sind typische Nichtmetalle. Ionen entstehen also durch die Wechselwirkung zwischen typischen Metallen und typischen Nichtmetallen.

Metallatome werden zu positiv geladenen Ionen (Kationen), die Elektronen an ihre äußeren Elektronenebenen abgeben, und Nichtmetalle nehmen Elektronen auf und verwandeln sich so in negativ geladen Ionen (Anionen).

Atome gehen in einen stabileren Energiezustand über und vervollständigen ihre elektronischen Konfigurationen.

Die Ionenbindung ist ungerichtet und nicht sättigbar, da die elektrostatische Wechselwirkung in alle Richtungen erfolgt; dementsprechend kann das Ion Ionen mit entgegengesetztem Vorzeichen in alle Richtungen anziehen.

Die Anordnung der Ionen ist so, dass sich um jedes herum eine bestimmte Anzahl entgegengesetzt geladener Ionen befindet. Der Begriff „Molekül“ für ionische Verbindungen macht keinen Sinn.

Beispiele für Bildung

Die Bildung einer Bindung in Natriumchlorid (Nacl) beruht auf der Übertragung eines Elektrons vom Na-Atom auf das Cl-Atom, um die entsprechenden Ionen zu bilden:

Na 0 - 1 e = Na + (Kation)

Cl 0 + 1 e = Cl - (Anion)

In Natriumchlorid gibt es sechs Chloridanionen um die Natriumkationen und sechs Natriumionen um jedes Chloridion.

Wenn es zu Wechselwirkungen zwischen Atomen in Bariumsulfid kommt, laufen folgende Prozesse ab:

Ba 0 - 2 e = Ba 2+

S 0 + 2 e = S 2-

Ba gibt seine beiden Elektronen an Schwefel ab, was zur Bildung von Schwefelanionen S 2- und Bariumkationen Ba 2+ führt.

Chemische Metallbindung

Die Anzahl der Elektronen in den äußeren Energieniveaus von Metallen ist gering; sie lassen sich leicht vom Kern trennen. Durch diese Ablösung entstehen Metallionen und freie Elektronen. Diese Elektronen werden „Elektronengas“ genannt. Elektronen bewegen sich frei im Volumen des Metalls und sind ständig an Atome gebunden und von ihnen getrennt.

Die Struktur der Metallsubstanz ist wie folgt: Das Kristallgitter ist das Skelett der Substanz, und zwischen seinen Knoten können sich Elektronen frei bewegen.

Als Beispiele können genannt werden:

Mg - 2e<->Mg 2+

Cs-e<->Cs+

Ca - 2e<->Ca2+

Fe-3e<->Fe 3+

Kovalent: polar und unpolar

Die häufigste Art der chemischen Wechselwirkung ist eine kovalente Bindung. Die Elektronegativitätswerte der wechselwirkenden Elemente unterscheiden sich nicht stark, daher kommt es nur zu einer Verschiebung des gemeinsamen Elektronenpaares zu einem elektronegativeren Atom.

Kovalente Wechselwirkungen können durch einen Austauschmechanismus oder einen Donor-Akzeptor-Mechanismus gebildet werden.

Der Austauschmechanismus wird realisiert, wenn jedes der Atome ungepaarte Elektronen auf den äußeren Elektronenebenen besitzt und die Überlappung der Atomorbitale zum Auftreten eines Elektronenpaares führt, das bereits zu beiden Atomen gehört. Wenn eines der Atome ein Elektronenpaar auf der äußeren elektronischen Ebene und das andere ein freies Orbital hat, wird das Elektronenpaar bei Überlappung der Atomorbitale gemeinsam genutzt und interagiert gemäß dem Donor-Akzeptor-Mechanismus.

Kovalente werden nach Multiplizität unterteilt in:

• einfach oder einzeln;
• doppelt;
• verdreifacht.

Doppelte sorgen für die gleichzeitige gemeinsame Nutzung von zwei Elektronenpaaren und dreifache für die gemeinsame Nutzung von drei.

Entsprechend der Verteilung der Elektronendichte (Polarität) zwischen gebundenen Atomen wird eine kovalente Bindung unterteilt in:

• unpolar;
• Polar.

Eine unpolare Bindung entsteht durch identische Atome, eine polare Bindung entsteht durch unterschiedliche Elektronegativität.

Die Wechselwirkung von Atomen mit ähnlicher Elektronegativität wird als unpolare Bindung bezeichnet. Das gemeinsame Elektronenpaar in einem solchen Molekül wird nicht von einem der beiden Atome angezogen, sondern gehört zu beiden gleichermaßen.

Die Wechselwirkung von Elementen unterschiedlicher Elektronegativität führt zur Bildung polarer Bindungen. Bei dieser Art der Wechselwirkung werden gemeinsame Elektronenpaare vom elektronegativeren Element angezogen, aber nicht vollständig auf dieses übertragen (d. h. es findet keine Ionenbildung statt). Durch diese Verschiebung der Elektronendichte entstehen an den Atomen Teilladungen: Das elektronegativere Atom hat eine negative Ladung, das weniger elektronegative Atom eine positive Ladung.

Eigenschaften und Merkmale der Kovalenz

Hauptmerkmale einer kovalenten Bindung:

• Die Länge wird durch den Abstand zwischen den Kernen wechselwirkender Atome bestimmt.
• Die Polarität wird durch die Verschiebung der Elektronenwolke zu einem der Atome bestimmt.
• Direktionalität ist die Eigenschaft, im Raum ausgerichtete Bindungen und dementsprechend Moleküle mit bestimmten geometrischen Formen zu bilden.
• Die Sättigung wird durch die Fähigkeit bestimmt, eine begrenzte Anzahl von Bindungen zu bilden.
• Die Polarisierbarkeit wird durch die Fähigkeit bestimmt, die Polarität unter dem Einfluss eines externen elektrischen Feldes zu ändern.
• Die zum Aufbrechen einer Bindung erforderliche Energie bestimmt deren Stärke.

Ein Beispiel für eine kovalente unpolare Wechselwirkung können die Moleküle Wasserstoff (H2), Chlor (Cl2), Sauerstoff (O2), Stickstoff (N2) und viele andere sein.

H· + ·H → H-H-Molekül hat eine einzelne unpolare Bindung,

O: + :O → O=O-Molekül hat ein doppelt unpolares,

Ṅ: + Ṅ: → N≡N das Molekül ist dreifach unpolar.

Beispiele für kovalente Bindungen chemischer Elemente sind Moleküle von Kohlendioxid (CO2) und Kohlenmonoxid (CO), Schwefelwasserstoff (H2S), Salzsäure (HCL), Wasser (H2O), Methan (CH4), Schwefeloxid (SO2) und viele andere.

Im CO2-Molekül ist die Beziehung zwischen Kohlenstoff- und Sauerstoffatomen kovalent polar, da der elektronegativere Wasserstoff Elektronendichte anzieht. Sauerstoff verfügt über zwei ungepaarte Elektronen in seiner Außenhülle, während Kohlenstoff vier Valenzelektronen zur Bildung der Wechselwirkung bereitstellen kann. Dadurch entstehen Doppelbindungen und das Molekül sieht folgendermaßen aus: O=C=O.

Um die Art der Bindung in einem bestimmten Molekül zu bestimmen, reicht es aus, die Atome, aus denen es besteht, zu betrachten. Einfache Metallsubstanzen bilden eine metallische Bindung, Metalle mit Nichtmetallen bilden eine Ionenbindung, einfache Nichtmetallsubstanzen bilden eine kovalente unpolare Bindung und Moleküle, die aus verschiedenen Nichtmetallen bestehen, bilden sich über eine polare kovalente Bindung.

Es ist bekannt, dass Elektronenhüllen acht Außenelektronen enthalten, von denen sich zwei darauf befinden S- Orbitale und sechs weiter R-Orbitale, haben erhöhte Stabilität. Sie passen Inertgase : Neon, Argon, Krypton, Xenon, Radon (finden Sie im Periodensystem). Noch stabiler ist das Heliumatom, das nur zwei Elektronen enthält. Die Atome aller anderen Elemente neigen dazu, ihre elektronische Konfiguration näher an die elektronische Konfiguration des nächstgelegenen Inertgases anzunähern. Dies kann auf zwei Arten erfolgen – durch Abgabe oder Hinzufügung von Elektronen aus der äußeren Ebene.

Für ein Natriumatom, das nur ein ungepaartes Elektron hat, ist es vorteilhafter, es abzugeben, dadurch erhält das Atom eine Ladung (wird zum Ion) und nimmt die elektronische Konfiguration des Edelgases Neon an.

Dem Chloratom fehlt nur ein Elektron zur Konfiguration des nächstgelegenen Edelgases, daher strebt es danach, ein Elektron zu erhalten.

Jedes Element hat mehr oder weniger die Fähigkeit, Elektronen anzuziehen, was durch den Wert numerisch charakterisiert wird Elektronegativität. Je größer die Elektronegativität eines Elements ist, desto stärker zieht es Elektronen an und desto ausgeprägter sind seine oxidierenden Eigenschaften.

Der Wunsch der Atome nach einer stabilen Elektronenhülle erklärt den Grund für die Bildung von Molekülen.

Definition

Chemische Bindung- Dies ist die Wechselwirkung von Atomen, die die Stabilität eines chemischen Moleküls oder Kristalls als Ganzes bestimmt.

ARTEN CHEMISCHER VERBINDUNGEN

Es gibt 4 Haupttypen chemischer Bindungen:

Betrachten Sie die Wechselwirkung zweier Atome mit gleichen Elektronegativitätswerten, beispielsweise zwei Chloratomen. Jeder von ihnen hat sieben Valenzelektronen. Ihnen fehlt ein Elektron zur Elektronenkonfiguration des nächstgelegenen Inertgases.

Das Zusammenbringen zweier Atome auf einen bestimmten Abstand führt zur Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares, das gleichzeitig beiden Atomen gehört. Dieses gemeinsame Paar stellt eine chemische Bindung dar. Das Gleiche passiert im Fall des Wasserstoffmoleküls. Wasserstoff hat nur ein ungepaartes Elektron und hat ein Elektron weniger als die Konfiguration des nächstgelegenen Edelgases (Helium). Wenn sich also zwei Wasserstoffatome einander nähern, bilden sie ein gemeinsames Elektronenpaar.

Definition

Die Bindung zwischen Nichtmetallatomen, die entsteht, wenn Elektronen unter Bildung gemeinsamer Elektronenpaare interagieren, wird als bezeichnet kovalent.

Wenn die wechselwirkenden Atome gleiche Elektronegativitätswerte aufweisen, gehört das gemeinsame Elektronenpaar beiden Atomen gleichermaßen, ist also von beiden Atomen gleich weit entfernt. Diese kovalente Bindung heißt unpolar.

Definition

Kovalente unpolare Bindung- chemische Bindung zwischen Nichtmetallatomen mit gleichen oder ähnlichen Elektronegativitätswerten. In diesem Fall gehört das gemeinsame Elektronenpaar zu gleichen Teilen beiden Atomen und es wird keine Verschiebung der Elektronendichte beobachtet.

Kovalente unpolare Bindungen kommen in einfachen nichtmetallischen Substanzen vor: $\mathrm(O)_2, \mathrm(N)_2, \mathrm(Cl)_2, \mathrm(P)_4, \mathrm(O)_3$. Wenn Atome mit unterschiedlichen Elektronegativitätswerten wie Wasserstoff und Chlor interagieren, wird das gemeinsame Elektronenpaar in Richtung des Atoms mit höherer Elektronegativität, also in Richtung Chlor, verschoben. Das Chloratom erhält eine teilweise negative Ladung und das Wasserstoffatom erhält eine teilweise positive Ladung. Dies ist ein Beispiel für eine polare kovalente Bindung.

Definition

Eine Bindung nichtmetallischer Elemente mit unterschiedlicher Elektronegativität nennt man kovalent polar. In diesem Fall verschiebt sich die Elektronendichte hin zum elektronegativeren Element.

Ein Molekül, in dem die Zentren positiver und negativer Ladungen getrennt sind, heißt Dipol. Polare Bindungen treten zwischen Atomen mit unterschiedlicher, aber nicht sehr unterschiedlicher Elektronegativität auf, beispielsweise zwischen verschiedenen Nichtmetallen. Beispiele für Verbindungen mit polaren kovalenten Bindungen sind die Verbindung von Nichtmetallen untereinander sowie verschiedene Ionen, enthält Nichtmetallatome $(\mathrm(NO)_3–, \mathrm(CH)_3\mathrm(COO)–)$. Unter den organischen Substanzen gibt es besonders viele kovalente polare Verbindungen.

Wenn der Unterschied in der Elektronegativität der Elemente groß ist, kommt es nicht nur zu einer Verschiebung der Elektronendichte, sondern zu einer vollständigen Übertragung eines Elektrons von einem Atom auf ein anderes. Betrachten wir dies am Beispiel von Natriumfluorid NaF. Wie wir bereits gesehen haben, ist das Natriumatom bestrebt, ein Elektron abzugeben, und das Fluoratom ist bereit, es aufzunehmen. Dies geschieht leicht während ihrer Wechselwirkung, die mit einem Elektronentransfer einhergeht.

In diesem Fall überträgt das Natriumatom sein Elektron vollständig auf das Fluoratom: Natrium verliert ein Elektron und wird positiv geladen, und Chlor gewinnt ein Elektron und wird negativ geladen.

Definition

Atome und Atomgruppen, die eine Ladung tragen, nennt man Ionen.

Im resultierenden Molekül – Natriumchlorid $Na^+F^-$ – erfolgt die Bindung aufgrund der elektrostatischen Anziehung entgegengesetzt geladener Ionen. Diese Verbindung heißt ionisch. Es wird zwischen typischen Metallen und Nichtmetallen realisiert, also zwischen Atomen mit sehr unterschiedlichen Elektronegativitätswerten.

Definition

Ionenverbindung entsteht aufgrund der Kräfte der elektrostatischen Anziehung zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen – Kationen und Anionen.

Es gibt eine andere Art der Verbindung - Metall, charakteristisch für einfache Stoffe - Metalle. Es zeichnet sich durch die Anziehung teilweise ionisierter Metallatome und Valenzelektronen aus, die eine einzelne Elektronenwolke („Elektronengas“) bilden. Valenzelektronen in Metallen sind delokalisiert und gehören gleichzeitig zu allen Metallatomen und bewegen sich frei im Kristall. Somit ist die Verbindung multizentrisch. Bei Übergangsmetallen ist die metallische Bindung teilweise kovalenter Natur, da sie durch die Überlappung der d-Orbitale der teilweise mit Elektronen gefüllten Außenschicht ergänzt wird. Metalle bilden metallische Kristallgitter. Es wird ausführlich im Thema „Metallbindung und ihre Eigenschaften“ beschrieben.

intermolekulare Wechselwirkungen

Ein Beispiel für starke intermolekulare Wechselwirkung

Ist Wasserstoffdiese Verbindung, gebildet zwischen einem Wasserstoffatom eines Moleküls und einem Atom mit hoher Elektronegativität ($\mathrm(F)$, $\mathrm(O)$, $\mathrm(N)$). Ein Beispiel für eine Wasserstoffbrücke ist die Wechselwirkung von Wassermolekülen $\mathrm(O)_2\mathrm(O)…\mathrm(OH)_2$, Ammoniak und Wassermolekülen $\mathrm(H)_3\mathrm(N)… \mathrm(OH) _2$, Methanol und Wasser $\mathrm(CH)_3\mathrm(OH)…\mathrm(OH)_2$, sowie verschiedene Teile von Proteinmolekülen, Polysacchariden, Nukleinsäuren.

Ein weiteres Beispiel für intermolekulare Wechselwirkung ist Van-der-Waals-Kräfte, die bei der Polarisation von Molekülen und der Bildung von Dipolen entstehen. Sie bewirken Bindungen zwischen Atomschichten in Schichtkristallen (z. B. der Struktur von Graphit).

Eigenschaften einer chemischen Bindung

Die chemische Bindung wird charakterisiert Länge, Energie, Richtung Und Sättigung(Jedes Atom ist in der Lage, eine begrenzte Anzahl von Bindungen einzugehen.) Die Bindungsmultiplizität ist gleich der Anzahl gemeinsamer Elektronenpaare. Die Form der Moleküle wird durch die Art der an der Bindungsbildung beteiligten Elektronenwolken sowie durch das Vorhandensein oder Fehlen freier Elektronenpaare bestimmt. So ist beispielsweise das Molekül $\mathrm(CO)_2$ linear (es gibt keine einsamen Elektronenpaare) und $\mathrm(H)_2\mathrm(O)$ und $\mathrm(SO)_2$ sind es Eckpaare (es gibt Einzelpaarpaare). Wenn die wechselwirkenden Atome sehr unterschiedliche Elektronegativitätswerte aufweisen, verschiebt sich das gemeinsame Elektronenpaar fast vollständig zu den Atomen mit der höchsten Elektronegativität. Eine Ionenbindung kann somit als Extremfall einer polaren kovalenten Bindung betrachtet werden, bei der ein Elektron nahezu vollständig von einem Atom auf ein anderes übertragen wird. In Wirklichkeit kommt es nie zu einer vollständigen Verdrängung, das heißt, es liegen keine absolut ionischen Stoffe vor. Beispielsweise betragen in $\mathrm(NaCl)$ die tatsächlichen Ladungen der Atome +0,92 und –0,92, nicht +1 und –1.

Ionenbindung tritt in Verbindungen typischer Metalle mit Nichtmetallen und sauren Resten auf, nämlich in Metalloxiden ($\mathrm(CaO)$, $\mathrm(Al)_2\mathrm(O)_3$), Alkalien ($\mathrm(NaOH). ) )$, $\mathrm(Ca(OH))_2$) und Salze ($\mathrm(NaCl)$, $\mathrm(K)_2\mathrm(S)$, $\mathrm(K)_2\mathrm ( SO)_4$, $\mathrm(NH)_4\mathrm(Cl)$, $\mathrm(CH)_3\mathrm(NH)_3^+$, $\mathrm(Cl^–)$).

Mechanismen der Bildung chemischer Bindungen

Kovalente chemische Bindung, ihre Varianten und Bildungsmechanismen. Eigenschaften kovalenter Bindungen (Polarität und Bindungsenergie). Ionenverbindung. Metallverbindung. Wasserstoffverbindung

Die Lehre von der chemischen Bindung bildet die Grundlage aller theoretischen Chemie.

Unter einer chemischen Bindung versteht man die Wechselwirkung von Atomen, die diese zu Molekülen, Ionen, Radikalen und Kristallen verbindet.

Es gibt vier Arten chemischer Bindungen: ionische, kovalente, metallische und Wasserstoffbindungen.

Die Einteilung chemischer Bindungen in Typen ist bedingt, da sie alle durch eine gewisse Einheit gekennzeichnet sind.

Eine ionische Bindung kann als Extremfall einer polaren kovalenten Bindung betrachtet werden.

Eine Metallbindung kombiniert die kovalente Wechselwirkung von Atomen mithilfe gemeinsamer Elektronen und die elektrostatische Anziehung zwischen diesen Elektronen und Metallionen.

Bei Stoffen fehlen oft Grenzfälle chemischer Bindung (oder rein chemischer Bindung).

Beispielsweise wird Lithiumfluorid $LiF$ als ionische Verbindung klassifiziert. Tatsächlich ist die darin enthaltene Bindung zu 80 % ionisch und zu 20 % kovalent. Daher ist es natürlich richtiger, vom Grad der Polarität (Ionizität) einer chemischen Bindung zu sprechen.

In der Reihe der Halogenwasserstoffe $HF-HCl-HBr-HI-HAt$ nimmt der Grad der Bindungspolarität ab, da der Unterschied in den Elektronegativitätswerten der Halogen- und Wasserstoffatome abnimmt und in Astat-Wasserstoff die Bindung nahezu unpolar wird $(EO(H) = 2,1; EO(At) = 2,2)$.

In denselben Stoffen finden sich unterschiedliche Arten von Bindungen, zum Beispiel:

1. in Basen: Zwischen den Sauerstoff- und Wasserstoffatomen in Hydroxogruppen ist die Bindung polar kovalent und zwischen dem Metall und der Hydroxogruppe ist sie ionisch;
2. in Salzen sauerstoffhaltiger Säuren: zwischen dem Nichtmetallatom und dem Sauerstoff des sauren Rests – kovalent polar und zwischen dem Metall und dem sauren Rest – ionisch;
3. in Ammonium-, Methylammoniumsalzen usw.: zwischen Stickstoff- und Wasserstoffatomen – kovalent polar und zwischen Ammonium- oder Methylammoniumionen und dem Säurerest – ionisch;
4. In Metallperoxiden (z. B. $Na_2O_2$) ist die Bindung zwischen Sauerstoffatomen kovalent unpolar und zwischen dem Metall und Sauerstoff ionisch usw.

Verschiedene Arten von Verbindungen können ineinander übergehen:

— Bei der elektrolytischen Dissoziation kovalenter Verbindungen in Wasser wird die kovalente polare Bindung in eine ionische Bindung umgewandelt.

- Wenn Metalle verdampfen, verwandelt sich die Metallbindung in eine unpolare kovalente Bindung usw.

Der Grund für die Einheit aller Arten und Typen chemischer Bindungen ist ihre Gleichheit chemischer Natur— Elektron-Kern-Wechselwirkung. Die Bildung einer chemischen Bindung ist in jedem Fall das Ergebnis der Elektron-Kern-Wechselwirkung von Atomen, begleitet von der Freisetzung von Energie.

Methoden zur Bildung kovalenter Bindungen. Eigenschaften einer kovalenten Bindung: Bindungslänge und -energie

Eine kovalente chemische Bindung ist eine Bindung, die zwischen Atomen durch die Bildung gemeinsamer Elektronenpaare entsteht.

Der Mechanismus zur Bildung einer solchen Bindung kann ein Austausch oder ein Donor-Akzeptor sein.

ICH. Austauschmechanismus funktioniert, wenn Atome gemeinsame Elektronenpaare bilden, indem sie ungepaarte Elektronen kombinieren.

1) $H_2$ - Wasserstoff:

Die Bindung entsteht durch die Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares durch $s$-Elektronen von Wasserstoffatomen (überlappende $s$-Orbitale):

2) $HCl$ - Chlorwasserstoff:

Die Bindung entsteht durch die Bildung eines gemeinsamen Elektronenpaares aus $s-$- und $p-$-Elektronen (überlappende $s-p-$-Orbitale):

3) $Cl_2$: In einem Chlormolekül wird durch ungepaarte $p-$-Elektronen (überlappende $p-p-$-Orbitale) eine kovalente Bindung gebildet:

4) $N_2$: In einem Stickstoffmolekül werden drei gemeinsame Elektronenpaare zwischen den Atomen gebildet:

II. Donor-Akzeptor-Mechanismus Betrachten wir die Bildung einer kovalenten Bindung am Beispiel des Ammoniumions $NH_4^+$.

Der Donor hat ein Elektronenpaar, der Akzeptor hat ein leeres Orbital, das dieses Paar besetzen kann. Im Ammoniumion sind alle vier Bindungen mit Wasserstoffatomen kovalent: Drei wurden durch die Bildung gemeinsamer Elektronenpaare durch das Stickstoffatom und die Wasserstoffatome nach dem Austauschmechanismus gebildet, eine durch den Donor-Akzeptor-Mechanismus.

Kovalente Bindungen lassen sich nach der Art und Weise der Überlappung der Elektronenorbitale sowie nach ihrer Verschiebung in Richtung eines der gebundenen Atome klassifizieren.

Chemische Bindungen, die durch überlappende Elektronenorbitale entlang einer Bindungslinie entstehen, werden $σ$ genannt -Anleihen (Sigma-Anleihen). Die Sigma-Bindung ist sehr stark.

$p-$-Orbitale können sich in zwei Regionen überlappen und aufgrund der seitlichen Überlappung eine kovalente Bindung bilden:

Chemische Bindungen entstehen durch „laterale“ Überlappung von Elektronenorbitalen außerhalb der Kommunikationslinie, d. h. in zwei Bereichen heißen $π$ -Anleihen (Pi-Anleihen).

Von Grad der Verschiebung Gemeinsame Elektronenpaare an eines der Atome, die sie binden, kann eine kovalente Bindung sein Polar- Und unpolar.

Eine kovalente chemische Bindung zwischen Atomen mit gleicher Elektronegativität wird genannt unpolar. Elektronenpaare werden zu keinem der Atome verschoben, weil Atome haben das gleiche EO – die Eigenschaft, Valenzelektronen von anderen Atomen anzuziehen. Zum Beispiel:

diese. Moleküle einfacher nichtmetallischer Substanzen werden durch kovalente unpolare Bindungen gebildet. Man nennt eine kovalente chemische Bindung zwischen Atomen von Elementen, deren Elektronegativität unterschiedlich ist Polar.

Länge und Energie kovalenter Bindungen.

Charakteristisch Eigenschaften der kovalenten Bindung- seine Länge und Energie. Linklänge ist der Abstand zwischen den Atomkernen. Je kürzer die Länge einer chemischen Bindung ist, desto stärker ist sie. Ein Maß für die Stärke der Verbindung ist jedoch Bindungsenergie, die durch die Energiemenge bestimmt wird, die zum Aufbrechen einer Bindung erforderlich ist. Sie wird normalerweise in kJ/mol gemessen. Experimentellen Daten zufolge betragen die Bindungslängen von $H_2-, Cl_2$- und $N_2$-Molekülen jeweils 0,074 $, 0,198 $ bzw. 0,109 $ nm und die Bindungsenergien betragen 436 $, 242 $ bzw. 946 $ kJ/mol.

Ionen. Ionenverbindung

Stellen wir uns vor, dass sich zwei Atome „treffen“: ein Atom eines Metalls der Gruppe I und ein Nichtmetallatom der Gruppe VII. Ein Metallatom hat ein einzelnes Elektron auf seinem äußeren Energieniveau, während einem Nichtmetallatom nur ein Elektron fehlt, damit sein äußeres Niveau vollständig ist.

Das erste Atom gibt dem zweiten leicht sein Elektron ab, das weit vom Kern entfernt und schwach an ihn gebunden ist, und das zweite Atom stellt ihm einen freien Platz auf seiner äußeren elektronischen Ebene zur Verfügung.

Dann wird das Atom, dem eine seiner negativen Ladungen entzogen ist, zu einem positiv geladenen Teilchen, und das zweite wird aufgrund des resultierenden Elektrons zu einem negativ geladenen Teilchen. Solche Teilchen nennt man Ionen.

Die chemische Bindung, die zwischen Ionen auftritt, wird als ionisch bezeichnet.

Betrachten wir die Entstehung dieser Bindung am Beispiel der bekannten Verbindung Natriumchlorid (Speisesalz):

Der Prozess der Umwandlung von Atomen in Ionen ist im Diagramm dargestellt:

Diese Umwandlung von Atomen in Ionen erfolgt immer bei der Wechselwirkung von Atomen typischer Metalle und typischer Nichtmetalle.

Betrachten wir den Algorithmus (die Reihenfolge) der Argumentation bei der Aufzeichnung der Bildung einer Ionenbindung, beispielsweise zwischen Calcium- und Chloratomen:

Es werden Zahlen genannt, die die Anzahl der Atome oder Moleküle angeben Koeffizienten, und Zahlen, die die Anzahl der Atome oder Ionen in einem Molekül angeben, werden aufgerufen Indizes.

Metallverbindung

Machen wir uns damit vertraut, wie Atome von Metallelementen miteinander interagieren. Metalle liegen normalerweise nicht als isolierte Atome vor, sondern in Form eines Stücks, Barrens oder Metallprodukts. Was hält Metallatome in einem einzigen Volumen?

Die Atome der meisten Metalle enthalten auf der äußeren Ebene eine kleine Anzahl von Elektronen – 1, 2, 3$. Diese Elektronen werden leicht abgestreift und die Atome werden zu positiven Ionen. Die abgetrennten Elektronen wandern von einem Ion zum anderen und verbinden sie zu einem Ganzen. Durch die Verbindung mit Ionen bilden diese Elektronen vorübergehend Atome, brechen dann wieder ab und verbinden sich mit einem anderen Ion usw. Folglich werden im Volumen des Metalls Atome kontinuierlich in Ionen umgewandelt und umgekehrt.

Die Bindung in Metallen zwischen Ionen durch gemeinsame Elektronen wird als metallisch bezeichnet.

Die Abbildung zeigt schematisch die Struktur eines Natriummetallfragments.

In diesem Fall bindet eine kleine Anzahl gemeinsamer Elektronen eine große Anzahl von Ionen und Atomen.

Eine metallische Bindung weist einige Ähnlichkeiten mit einer kovalenten Bindung auf, da sie auf der gemeinsamen Nutzung externer Elektronen beruht. Bei einer kovalenten Bindung werden jedoch nur die äußeren ungepaarten Elektronen von zwei benachbarten Atomen gemeinsam genutzt, während bei einer metallischen Bindung alle Atome an der gemeinsamen Nutzung dieser Elektronen beteiligt sind. Deshalb sind Kristalle mit kovalenter Bindung spröde, mit Metallbindung jedoch in der Regel duktil, elektrisch leitfähig und haben einen metallischen Glanz.

Metallische Bindungen sind sowohl für reine Metalle als auch für Mischungen verschiedener Metalle – Legierungen in festem und flüssigem Zustand – charakteristisch.

Wasserstoffverbindung

Eine chemische Bindung zwischen positiv polarisierten Wasserstoffatomen eines Moleküls (oder eines Teils davon) und negativ polarisierten Atomen stark elektronegativer Elemente mit freien Elektronenpaaren ($F, O, N$ und seltener $S$ und $Cl$) eines anderen Moleküls (oder sein Teil) wird Wasserstoff genannt.

Der Mechanismus der Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen ist teilweise elektrostatischer, teilweise Donor-Akzeptor-Natur.

Beispiele für intermolekulare Wasserstoffbrücken:

Bei Vorliegen einer solchen Verbindung können auch niedermolekulare Stoffe unter normalen Bedingungen Flüssigkeiten (Alkohol, Wasser) oder leicht verflüssigbare Gase (Ammoniak, Fluorwasserstoff) sein.

Stoffe mit Wasserstoffbrückenbindungen haben molekulare Kristallgitter.

Stoffe molekularer und nichtmolekularer Struktur. Art des Kristallgitters. Abhängigkeit der Eigenschaften von Stoffen von ihrer Zusammensetzung und Struktur

Molekulare und nichtmolekulare Struktur von Stoffen

Es sind nicht einzelne Atome oder Moleküle, die chemische Wechselwirkungen eingehen, sondern Stoffe. Unter bestimmten Bedingungen kann ein Stoff in einem von drei Aggregatzuständen vorliegen: fest, flüssig oder gasförmig. Die Eigenschaften eines Stoffes hängen auch von der Art der chemischen Bindung zwischen den ihn bildenden Teilchen – Molekülen, Atomen oder Ionen – ab. Anhand der Art der Bindung werden Stoffe molekularer und nichtmolekularer Struktur unterschieden.

Als Stoffe werden Stoffe bezeichnet, die aus Molekülen bestehen molekulare Substanzen. Die Bindungen zwischen den Molekülen in solchen Stoffen sind sehr schwach, viel schwächer als zwischen den Atomen im Inneren des Moleküls, und schon bei relativ niedrigen Temperaturen brechen sie – der Stoff wird flüssig und dann gasförmig (Sublimation von Jod). Die Schmelz- und Siedepunkte von Stoffen, die aus Molekülen bestehen, steigen mit zunehmendem Molekulargewicht.

Zu den molekularen Stoffen zählen Stoffe mit atomarer Struktur ($C, Si, Li, Na, K, Cu, Fe, W$), darunter Metalle und Nichtmetalle.

Lassen Sie uns überlegen physikalische Eigenschaften Alkali Metalle. Die relativ geringe Bindungsstärke zwischen Atomen führt zu einer geringen mechanischen Festigkeit: Alkalimetalle sind weich und können leicht mit einem Messer geschnitten werden.

Große Atomgrößen führen zu geringen Dichten der Alkalimetalle: Lithium, Natrium und Kalium sind sogar leichter als Wasser. In der Gruppe der Alkalimetalle sinken die Siede- und Schmelzpunkte mit zunehmender Ordnungszahl des Elements, weil Atomgrößen nehmen zu und Bindungen werden schwächer.

Zu Substanzen nichtmolekular Strukturen umfassen ionische Verbindungen. Die meisten Verbindungen von Metallen mit Nichtmetallen haben diese Struktur: alle Salze ($NaCl, K_2SO_4$), einige Hydride ($LiH$) und Oxide ($CaO, MgO, FeO$), Basen ($NaOH, KOH$). Ionische (nichtmolekulare) Stoffe haben hohe Schmelz- und Siedepunkte.

Kristallgitter

Materie kann bekanntlich in drei Aggregatzuständen existieren: gasförmig, flüssig und fest.

Feststoffe: amorph und kristallin.

Betrachten wir, wie die Eigenschaften chemischer Bindungen die Eigenschaften von Festkörpern beeinflussen. Feststoffe werden unterteilt in kristallin Und amorph.

Amorphe Substanzen haben keinen klaren Schmelzpunkt; beim Erhitzen erweichen sie allmählich und gehen in einen flüssigen Zustand über. Beispielsweise liegen Plastilin und verschiedene Harze in einem amorphen Zustand vor.

Kristalline Substanzen werden charakterisiert richtigen Standort jene Teilchen, aus denen sie bestehen: Atome, Moleküle und Ionen – an genau definierten Punkten im Raum. Wenn diese Punkte durch gerade Linien verbunden werden, entsteht ein räumliches Gerüst, ein sogenanntes Kristallgitter. Die Punkte, an denen sich Kristallteilchen befinden, werden Gitterknoten genannt.

Abhängig von der Art der Partikel, die sich an den Knoten des Kristallgitters befinden, und der Art der Verbindung zwischen ihnen werden vier Arten von Kristallgittern unterschieden: ionisch, atomar, molekular Und Metall.

Ionenkristallgitter.

Ionisch werden Kristallgitter genannt, in deren Knoten sich Ionen befinden. Sie werden durch Substanzen mit ionischen Bindungen gebildet, die sowohl einfache Ionen $Na^(+), Cl^(-)$ als auch komplexe $SO_4^(2−), OH^-$ binden können. Folglich weisen Salze und einige Oxide und Hydroxide von Metallen ionische Kristallgitter auf. Beispielsweise besteht ein Natriumchloridkristall aus abwechselnd positiven $Na^+$- und negativen $Cl^-$-Ionen, die ein würfelförmiges Gitter bilden. Die Bindungen zwischen Ionen in einem solchen Kristall sind sehr stabil. Daher zeichnen sich Stoffe mit Ionengitter durch eine relativ hohe Härte und Festigkeit aus, sie sind feuerfest und nichtflüchtig.

Atomare Kristallgitter.

Atomar werden Kristallgitter genannt, in deren Knoten sich einzelne Atome befinden. In solchen Gittern sind die Atome durch sehr starke kovalente Bindungen miteinander verbunden. Ein Beispiel für Stoffe mit dieser Art von Kristallgittern ist Diamant, eine der allotropen Modifikationen des Kohlenstoffs.

Die meisten Substanzen mit einem atomaren Kristallgitter haben sehr hohe Schmelzpunkte (bei Diamant liegt er beispielsweise über 3500 °C), sie sind fest und hart und praktisch unlöslich.

Molekulare Kristallgitter.

Molekular sogenannte Kristallgitter, in deren Knoten sich Moleküle befinden. Chemische Bindungen in diesen Molekülen können sowohl polar ($HCl, H_2O$) als auch unpolar ($N_2, O_2$) sein. Obwohl die Atome innerhalb der Moleküle durch sehr starke kovalente Bindungen verbunden sind, wirken zwischen den Molekülen selbst schwache intermolekulare Anziehungskräfte. Daher haben Substanzen mit molekularen Kristallgittern eine geringe Härte, niedrige Schmelzpunkte und sind flüchtig. Am solidesten organische Verbindungen haben molekulare Kristallgitter (Naphthalin, Glucose, Zucker).

Metallkristallgitter.

Stoffe mit metallischen Bindungen besitzen metallische Kristallgitter. An den Stellen solcher Gitter befinden sich Atome und Ionen (entweder Atome oder Ionen), in die sich Metallatome leicht umwandeln und dabei ihre äußeren Elektronen „an“ abgeben allgemeiner Gebrauch"). Diese innere Struktur von Metallen bestimmt ihre charakteristischen physikalischen Eigenschaften: Formbarkeit, Duktilität, elektrische und thermische Leitfähigkeit, charakteristischer metallischer Glanz.

Chemische Bindung ist ein Phänomen der Wechselwirkung von Atomen, das durch die Überlappung von Elektronenwolken bindender Teilchen verursacht wird und mit einer Abnahme der Gesamtenergie des Systems einhergeht.

Bei der Bildung einer kovalenten chemischen Bindung spielt die Austauschwechselwirkung eine wichtige Rolle bei der Reduzierung der Gesamtenergie.

Das Grundprinzip der Bildung von Molekülen aus Atomen ist der Wunsch nach minimaler Energie und maximaler Stabilität (Beispiel: H (g) + H (g) = H 2 (g) + 435 kJ/mol Energie).

Arten chemischer Bindungen:

1. Kovalente Bindung- Verbindung von Atomen durch Vergesellschaftung eines Elektronenpaares mit antiparallelen Spins. Zwischen Nichtmetallen tritt eine kovalente unpolare Bindung auf, der Unterschied in der Elektronegativität zwischen ihnen ist gering: 03; E.O.(P)=2,1; E.O.(H)=2,2; D E.O.=0,1). Dementsprechend entsteht eine kovalente polare Bindung zwischen Elementen mit hoher Elektronegativität: 0,4

2. Ionenverbindung ist eine Bindung zwischen Ionen, also eine Bindung zwischen Atomen. Verursacht durch die elektrostatische Wechselwirkung entgegengesetzt geladener Ionen. Wird als separater Fall einer kovalenten polaren Bindung betrachtet. Für eine Ionenbindung D E.O.>2 (Beispiel: NaCl E.O.(Na)=0,9; E.O.(Cl)=3,1; D E.O.=2,2).

3. Wasserstoffverbindung- eine Bindung, die durch einen positiv polarisierten Wasserstoff in einem Molekül und ein elektronegatives Atom eines anderen oder desselben Moleküls verursacht wird.

4. Metallverbindung- eine Verbindung, die durch die elektrostatische Wechselwirkung zwischen vergesellschafteten delokalisierten Valenzelektronen und positiv geladenen Kationen an den Stellen des Kristallgitters entsteht.

Hauptmerkmale einer kovalenten Bindung:

1. Chemische Bindungsenergie(E xc) – bestimmt die Bindungsstärke. Diese Energie wird benötigt, um ein Mol einer gasförmigen (molekularen) Substanz in einzelne gasförmige Atome umzuwandeln. Die kovalente Bindungsenergie liegt in der Größenordnung von 10–1000 kJ/mol.

2. Länge der chemischen Bindung(L xc) ist der Abstand zwischen den Kernen chemisch gebundener Atome. Je kürzer die Länge der chemischen Bindung ist, desto stärker ist die Bindung. Die Länge der chemischen Bindung liegt in der Größenordnung von 0,1–0,3 nm.

3. Polarität einer chemischen Bindung- ungleichmäßige Verteilung der Elektronendichte zwischen Atomen in einem Molekül aufgrund unterschiedlicher Elektronegativität. In unpolaren Molekülen fallen die Schwerpunkte positiver und negativer Ladungen zusammen. Polare Moleküle sind Dipole.

4. Polarisierbarkeit- Die Fähigkeit der Elektronendichte wird durch die Einwirkung eines externen elektrischen Feldes auf das Molekül polar – insbesondere das Feld anderer reagierender Moleküle.

5. Fokus- eine bestimmte Richtung der chemischen Bindung, die durch überlappende Elektronenwolken entsteht. Die Richtung wird durch die Struktur des Moleküls bestimmt.

Der Mechanismus des Auftretens kovalenter Bindungen:

1. Austausch – der Mechanismus zur Bildung einer kovalenten Bindung durch die gemeinsame Nutzung ungepaarter Elektronen anderer Atome.

2. Donor-Akzeptor – ein Mechanismus zur Bildung einer kovalenten Bindung, bei dem ein Atom mit einem freien Elektronenpaar (Donor) sein freies Orbital einem anderen Atom (Akzeptor) zur Verfügung stellt.

Zu den intermolekularen Wechselwirkungen gehören: Orientierung – Dipol-Dipol; Induktion – Dipol-nicht-Dipol und dispersiv – aufgrund von Mikrodipolen.